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Atombau und Periodensystem

Atombau und Periodensystem (PERIODENSYSTEM DER ELEMENTE): Wie sind Elemente und Verbindungen aufgebaut?

Nach dem Rutherford´schen Atommodell bestehen Atome aus einem Atomkern und einer Atomhülle. Der Atomkern enthält die positiv geladenen Protonen und die ungeladenen Neutronen, während die Atomhülle nur die fast masselosen, negativ geladenen Elektronen enthält.

Wieviele Protonen, Neutronen und Elektronen hat ein bestimmtes Atom?

Kernladungszahl / Ordnungszahl (unten links am Symbol): gibt an, wieviele Protonen im Kern zu finden sind. Sie gibt außerdem an, wieviele Elektronen insgesamt auf den Schalen der Atomhülle zu finden sind!

Massenzahl (oben links am Symbol, meist eine Kommazahl): gibt die Gesamtzahl aller Kernteilchen, also Protonen und Neutronen, an.

Die Differenz von Massenzahl und Kernladungszahl gibt dir die Anzahl der Neutronen im Kern an.

Atombau interaktiv:

Im Detail: Was geschieht beim Versuch auf der Atomebene?

Das Ergebnis des Rutherford´schen Streuexperimentes

Aufbau der Elektronenhülle

Nach dem Atommodell von Niels Bohr existieren in der Atomhülle einzelne Energieniveaus für Elektronen, die wir uns wie Schalen vorstellen können. Der Kern ist von maximal sieben unterschiedlich großen Elektronen-enthaltenden Schalen umgeben, welche zusammen die Atomhülle bilden. Die negativ geladenen Elektronen unterschiedlicher Schalen besitzen unterschiedliche Energie, da sie dem Anziehungsfeld des positiv geladenen Atomkerns verschieden stark ausgesetzt sind. Die Elektronen werden von der Natur nach bestimmten Regeln auf die unterschiedlichen Schalen verteilt.

Merke dir:

Auf der innersten (kernnahen) Schale befinden sich nie mehr als zwei Elektronen! Es gibt nie mehr als acht Elektronen auf der jeweils äußersten Schale der Atomhülle eines Atoms. NIEMALS !!!!

Zusammenhang zwischen dem Periodensystem der Elemente und Atombau

Verschiedene Elemente und der Aufbau ihrer Atome (interaktive Animation, die zu frei wählbaren Elementen des Periodensystem jeweils den Aufbau der Atome zeigt) .  Hier kann man sehen wie die Elektronen auf den Schalen der Atomhülle verteilt werden!

1.) Schau unbedingt einmal nach einander mehrere Elemente einer Hauptgruppe (Spalte) an! Was fällt dabei auf?

2.) Was verändert sich beim Sprung von einer Schale zur Nächsten?

Ergebnis:

1. Die Anzahl der Außenelektronen stimmt mit der Hauptgruppennummer überein!
2. Die Periode (Zeile) des betrachteten Elements stimmt mit der Anzahl der mit Elektronen besetzten Schalen überein!

Die Elemente der 1. Hauptgruppe (Alkalimetalle) Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Cäsium und Francium (radioaktiv) sind Metalle. Sie leiten elektrischen Strom, zeigen an frischen Schnittkanten den typischen metallischen Glanz und sind gute Wärmleiter. Die bekanntesten Alkalimetalle Lithium, Natrium, und Kalium haben einen niedrigen Schmelzpunkt, eine geringere Dichte als Wasser (diese Alkalimetalle schwimmen auf Wasser!) und lassen sich mit einem Messer schneiden. Sie haben ähnliches chemisches Reaktionsverhalten. Zum Beispiel reagieren sie alle sehr leicht mit dem Sauerstoff der Luft (Schnittflächen laufen durch Oxidbildung sofort an) und mit Wasser. Bei dieser von Li bis Cs immer heftigeren, stark Wärme-freisetzenden Reaktion entsteht jeweils Wasserstoff und eine Lauge.

Filme:

Lithium und Wasser

Natrium und Wasser

Cäsium in Wasser

Reaktion der Alkalimetalle Li bis Cs mit Wasser    (Sodium = englische Bezeichnung für Natrium, Potassium = Kalium)

Reaktionsverhalten  der Alkalimetalle Li bis Cs mit Wasser (spektakuläres BRAINIAC Video)

Durch Reaktion von Kaliumpermanganat und Salzsäure haben wir gelbgrünes Chlorgas erzeugt und seine Eigenschaften, z.B. die bleichende Wirkung auf das Chlorophyll eines grünen Laubblattes kennen gelernt. Die Halogene haben als Nichtmetalle relativ niedrige Schmelz- und Siedepunkte, sind farbig, bestehen aus zweiatomigen Teilchen ("Zwillingsteilchen", Fachwort MOLEKÜL)) und sind sehr reaktiv. Fluor und Chlor sind bei Raumtemperatur und Normaldruck gasförmig, Brom ist flüssig und Iod ein Feststoff. Alle Halogene sind im gasförmigen Zustand schwerer als Luft.

Die Entstehung von Ionen ( Ionen = geladene Atome)

Ionen entstehen durch Elektronenübergang zwischen Atomen, z.B. von einem Alkalimetallatom (I. Hauptgruppe) zu einem Halogenatom (VII. Hauptgruppe). Das Alkalimetall, z.B. Natrium muss sein einziges Außenelektron los werden, damit es die besonders stabile Edelgaskonfiguration erreicht. Das Halogen, z.B. ein Chloratom, braucht noch ein Elektron, damit es acht Außenelektronen hat. Durch Elektronenübergang von Natrium zum Chlor entsteht die Ionenverbindung NaCl, ein Salz, das aus Na+ - und Cl- -Ionen besteht.Die Ionenentstehung haben wir im Experiment bei der Reaktion von Natrium und Chlor zum Natriumchlorid gesehen. Im Produkt NaCl haben durch den Elektronenübergang sowohl die Natriumionen, als auch die Chloridionen die sehr stabile Edelgaskonfiguration errreicht.

Typische Eigenschaften der Ionenverbindungen (Salze)

Ionenverbindungen bilden als Feststoff Ionengitter. Sie sind hart und spröde. Sie haben außerdem einen hohen Schmelz- und Siedepunkt und lösen sich meist gut in Wasser. Als Feststoff sind sie elektrische Nichtleiter. Gelöst in Wasser oder geschmolzen leiten sie elektrischen Strom gut. Wird elektrischer Gleichstrom durch eine Salzlösung geleitet, so zersetzt sie sich. An den Elektroden entstehen aus den positiv oder negativ geladenen Ionen wieder ungeladene Atome oder Moleküle.

 Die folgende Animation erklärt die Elektrolyse von Kupferchlorid.

Ungeladene Verbindungen mit Elektronenpaarbindung (Atombindung)

Traubenzucker und reines Wasser leiten den elektrischen Strom nicht. Sie bestehen offenbar nicht aus Ionen. Was hält dann die 24 Atome im Zucker- und die drei Atome im Wasserteilchen zusammen?

Es sind so genannte Elektronenpaarbindungen. Bei ihrer Bildung steuern beide Bindungspartner jeweils ein zuvor ungepaartes Elektron zu einem gemeinsamen bindenden Elektronenpaar bei. Die durch Elektronenpaarbindungen (auch Atombindungen genannt) zusammen gehaltenen Teilchen einer Verbindung nennt man Moleküle. Durch die Bildung der gemeinsamen Elektronenpaare erreichen beide Bindungspartner die energetisch vorteilhafte Edelgaskonfiguration ihrer Elektronenhülle.

Lewisschreibweise und Valenzstrichformeln

Im Unterricht haben wir mit wenigen Regeln mittels Atomsymbolen und Streichhölzern Moleküle "gebastelt".

Regel 1: Alle Atome müssen eigene Valenzelektronen entsprechend ihrer Stellung im Periodensystem haben. 1. Hauptgruppe = 1 Außenelektron, 2. Hauptgruppe 2 Außenelektronen ....

Regel 2: Alle Atome im Molekül erreichen die Edelgaskonfiguration (Oktettregel), d.h. sie kommem mit ihren eigenen und den Bindungselektronen auf 8 oder wie Helium auf 2 Außenelektronen in der äußersten bzw. ersten Elektronenschale. Hierbei werden die beiden Elektronen von Elektronenpaarbindungen jeweils bei beiden Bindungspartnern mitgezählt.

Regel 3: Die Gesamtzahl der Elektronen im Molekül entspricht der Summe der Elektronen aller Atome des Moleküls.

Dies bedeutet z.B. beim Wassermolekül H2O, dass insgesamt maximal 6 (vom O) + 2x 1 (von den zwei H) = 8 Außenelektronen zur Verfügung stehen.  

Ungewöhnliche Eigenschaften von Wasser und ihr chemischer Hintergrund

Zwischen Atomen mit gleichartiger Anziehungskraft für Elektronen (Elektronegativität) sind die bindenden Elektronenpaare gleichmäßig verteilt, z.B. im Wasserstoff H2, im Sauerstoff O2 etc.... Es liegt eine unpolare Atombindung vor.

Bei ungleichen Bindungspartnern wird das bindende Elektronenpaar durch den elektronegativeren Bindungspartner stärker angezogen und etwas in seine Richtung gerückt. Es liegt ein polare Atombindung vor. Im Molekül hat der elektronegativere Partner eine partiell negative Teilladung und der schwächere Partner eine partell positive Teilladung. Bei gewinkelten Molekülen wie dem Wasserteilchen entsteht dadurch ein Dipol, da in ihnen die Ladungsschwerpunkte nicht übereinander liegen. Dies ist die Grundlage der erstaunlichen Eigenschaften von Wasser.

Videos hierzu:

Oberflächenspannung

Wasser und Wasserstoffbrücken zwischen Wassermolekülen

Mit einem Experiment habt ihr untersucht, warum aus Rotkohl je nach Rezept Rotkraut oder Blaukraut wird. Säuren verursacht die Rotfärbung, während bei Abwesenheit von Säure beim Kochen das in Süddeutschland bevorzugte Blaukraut entsteht. Nicht nur eine bestimmte Säure, sondern alle Säuren bewirkten die Rotfärbung. Rotkohl kann daher zur Erkennung von Säuren eingesetzt werden - sein Farbstoff ist ein natürlicher pH-Indikator.

Salzsäure

Verdünnte Salzsäure kommt in unserem Magen vor. Sie entsteht beim Einleiten von HCl-Gas in Wasser. Das Gas löst sich extrem gut in Wasser, so dass beim Salzsäurespringbrunnen-Versuch am Anfang schnell ein starker Unterdruck entsteht.

HCl-Springbrunnenversuch-Video bei Youtube

Leitet man elektrischen Gleichstrom in eine Säurelösung, so entsteht an der negative geladenen Elektrode ein Gas. Der Knallgastest zeigte uns, das es sich dabei um Wasserstoff handelte. Dies beweißt, dass saure Lösungen Ionen enthalten. Es muss sich dabei wegen der Wasserstoffbildung an der negativen Elektrode um H+ Ionen handeln.

Säuren reagieren mit Materialien auf typische Weise. Unedle Metalle lösen sie unter Wasserstoffentwicklung auf. Kalkstein löst sich ebenfalls auf. Allerdings entsteht dabei das Gas Kohlenstoffdioxid. Edle Metall reagieren nicht mit Säuren. Gold lässt sich nur mit Königswasser auflösen. Königswasser ist ein besonders aggressives Säuregemisch aus Salz- und Salpetersäure.

Der Ammoniakspringbrunnen: Ammoniakgas reagiert mit Wasser zu einer Lauge

Wir haben im Unterricht gesehen, dass sich Ammoniakgas NH3 (g) sehr gut in Wasser löst. Dabei zeigte uns der dem Wasser zugefügte Indikator, dass im Gegensatz zum HCl-Springbrunnen diesmal eine alkalische Lösung entstanden ist  (Experiment im Film anschauen). Die Hydroxidionen können nur durch Protonenübertragung von einem Wassermolekül auf das Ammoniakmolekül entstanden sein.

NH3 + H20 ---> NH4+    +   OH- 

Auch beim Lösen von NaOH, LiOH, Mg(OH)2 und anderen Hydroxiden in Wasser lässt sich eine Blaufärbung des Indikators Bromthymolblau beobachten. Es ist eine alkalische Lösung, eine Lauge, entstanden. Da alle Metallhydroxide (MeOH) beim auflösen in Wasser alkalische Lösungen entstehen lassen, muss dies auf die Hydroxidgruppe OH- zurückzuführen sein. 

Möglichkeiten zur Herstellung alkalischer Lösungen:

1.) Einfachster Weg: Auflösen eines Metallhydroxides in Wasser.

2.) Unedle Metalle und Wasser. Unedle Metalle wie z.B. die Alkalimetalle  Li, Na, K .... reagieren mit Wasser zu alkalischen Lösungen und Wasserstoff, siehe Reaktion der Alkalimetalle Li bis Cs mit Wasser (FILM).

3.) Metalloxide lösen sich in Wasser unter Bildung alkalischer Lösungen.

4.) Ammoniakgas in Wasser einleiten.

Basen  bestehen nach der erweiterten Säure-Base-Theorie von  Bronsted und Lowry aus Molekülen, welche ein Proton (H+) an sich binden können. Für die Bindung des Protons brauchen sie ein freies Elektronenpaar.

Nach  Bronsted und Lowry sind Säuren dagegen Stoffe, die ein H+ (Proton) abgeben können. Für die Abspaltung als H+ muss das H-Atom über eine polare Atombindung gebunden sein. Über eine unpolare Atombindung gebundene H-Atome lassen sich nicht abspalten! Methan (CH4) enthält vier H-Atome und ist trotzdem keine Säure!

Zusammengeben von Säure und Lauge führt zur Neutralisation

Gibt man zu einer sauren Lösung, z.B. Salzsäure HCl(aq), mit dem Indikator Bromthymolblau langsam eine Lauge, z.B. Natronlauge (Na+(aq) und OH-(aq)), so beobachtet man Erwärmung und einen Farbumschlag von gelb zu grün und mit noch mehr Lauge schließlich zu blau. Dabei sinkt die Leitfähigkeit bis zum Farbumschlag und steigt dann wieder an. Ersteres ist nur durch das Verschwinden von Ladungsträgern (Ionen) zu erklären. Die zweite Beobachtung zeigt, dass es die H+ Ionen sind, die verschwinden. Sie reagieren mit den Hydroxidionen (OH-) zu ungeladenen Wassermolekülen. Zurück bleiben die gelösten Restionen der Säure und Lauge, die beim Abdampfen des Wasser Salz, hier Kochsalz NaCl, bilden. Bei der Neutralisation entsteht Wärme, Wasser und ein Salz.